Orbitais-atomicos-Orbitais-moleculares-Hibridizacao-e-polaridade-CORRIGIDO-MORGANA-1

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_____________________________Profa. Dra. Patrícia Bulegon Brondani (@patyqmc) 
 
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De Orbitais Atômicos a Orbitais Moleculares: 
Explicando Ligações Químicas e Polaridade 
 As ligações químicas podem ser explicadas por alguns modelos. Em 
química orgânica, o usual é a utilização da chamada Teoria dos Orbitais 
Moleculares (TOM), pois esse modelo explica, de maneira mais eficiente, a 
maioria das propriedades exibidas por compostos orgânicos. Para 
entender como as Ligações Químicas são formadas a partir dos Orbitais 
Moleculares (OMs), uma revisão de alguns conceitos sobre Orbitais 
Atômicos (OAs) e elétrons nos orbitais se faz necessária. 
 
1. Sobre elétrons e Orbitais Atômicos (OAs): Uma pequena revisão 
 Deve-se iniciar lembrando que o elétron possui dualidade partícula-
onda e que não se pode saber, com exatidão, seu momento e sua localização 
(Princípio da Incerteza de Heisenberg). 
No entanto, a Equação de Schrodinger tem como solução a região 
mais provável de encontrar o elétron e pode ser utilizada para obtenção 
de algumas informações. 
Equação de Schrodinger (para 1 elétron) 
d2Y + d2Y + d2Y + 8p2m (E – V)Y = 0 
 dx2 dy2 dz2 h2 
m = massa 
E = Energia total do sistema 
V = Energia potencial 
h = Constante de Plank 
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Y = Expressa a raiz quadrada da densidade de probabilidade de encontrar 
um elétron em qualquer posição definida pelas coordenadas x, y e z, onde 
a origem é o núcleo. 
 
As soluções para esse tipo de equação são equações simples que 
podem ser expressas em gráficos. Esses gráficos são figuras 
tridimensionais que mostram a densidade eletrônica e são chamados 
orbitais ou nuvens eletrônicas. Infelizmente, esses gráficos são uma 
aproximação e não a solução exata. 
Sendo assim, Orbital ou Nuvem Eletrônica é a região de maior 
probabilidade de encontrar o elétron. Pode-se, ainda, dizer que: 
- Existem orbitais de diferentes formas e energias; 
- Somente algumas energias são permitidas; 
- Somente algumas transições eletrônicas são permitidas; 
- Os elétrons nos orbitais podem ser definidos por 4 números quânticos: 
 
1.1. Número Quântico Principal (n) 
Diferentes valores para n dividem os orbitais em grupos de energia 
similar, chamados camadas. Cada camada pode abrigar uma quantidade 
diferente de elétrons. A primeira camada pode abrigar somente 2 elétrons 
no total. 
 
1.2. Número Quântico Momento Angular (ℓ) 
O número quântico ℓ determina o momento angular do elétron no 
orbital, ou seja, o formato da nuvem eletrônica (o elétron se move nessa 
nuvem). Cada valor de ℓ representa uma letra s, p, d ou f e essas letras 
representam um formato. 
Os valores que ℓ pode assumir dependem do valor de n e vão de zero 
a três. Quando n for um (primeira camada), ℓ pode ser somente zero. Isso 
quer dizer que, nessa camada, somente orbital de formato s pode ser 
observado. Quando n for dois, ℓ pode ser zero ou um e dois formatos podem 
ser observados, s ou p. Quando n for três, ℓ pode ser zero, um ou dois e 
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podem ser observados três formatos, s, p ou d. A partir da quarta camada, 
ou seja, para n igual a quatro ou mais, todos os formatos de orbitais podem 
ser observados, s, p, d ou f. 
Valor de n 1 2 3 4 
Possíveis valores de ℓ 0 0, 1 0, 1, 2 0, 1, 2, 3 
Nome 1s 2s, 2p 3s, 3p, 3d 4s, 4p, 4d, 4f 
 
1.3. Número Quântico Magnético (mℓ) 
O número quântico magnético determina a orientação espacial da 
nuvem eletrônica. Esse número quântico depende diretamente do formato 
da nuvem, ou seja, mℓ depende do valor de ℓ. Portanto, mℓ varia de - ℓ a + ℓ e 
esses valores mostram a direção do orbital ao longo dos eixos x, y ou z. 
Valores de n 1 2 2 
Valores de ℓ 0 0 1 
Nome 1s 2s 2p 
Possíveis valores de mℓ 0 0 +1, 0, -1 
Nome 1s 2s 2px, 2py, 2pz 
 
Quando ℓ = 0 (formato s), mℓ pode ser somente zero. Isso quer dizer 
que existe somente um tipo de orbital s, pois por ser uma esfera tem 
somente uma orientação possível ao longo dos eixos x,y e z. Quando ℓ = 1, 
mℓ pode ter três valores, +1, 0 ou -1. Ou seja, existem três tipos de orbitais 
p, dependendo da orientação ao longo dos eixos x, y ou z. Para ℓ = 2, mℓ pode 
assumir cinco valores e, portanto, existem cinco tipos de orbitais d. Por 
fim, quando ℓ = 3, mℓ pode assumir sete valores e existem sete tipos de 
orbitais f. 
Combinando os valores de ℓ e mℓ, os orbitais podem ser desenhados 
nos seguintes formatos e orientações: 
 
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4 
 
 
 
 
 
1.4. Número Quântico Spin (ms). 
O quarto número quântico diz respeito ao elétron e representa o 
momento angular do elétron girando em torno de seu próprio eixo. A 
magnitude do numero quântico spin é constante, mas pode assumir duas 
orientações: +1/2 ou -1/2. 
Cada orbital pode acomodar, no máximo, dois elétrons. Isso somente 
ocorre quando estes tiverem spins opostos (+1/2 e -1/2). A regra que 
descreve o número máximo de elétrons e o estado de spin é conhecida como 
Princípio da Exclusão de Pauli. 
Levando em conta os números quânticos, para o Hidrogênio (1s1) 
temos que: 
- 1 indica n, ou seja, a camada em que o orbital contendo o elétron está; 
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- s refere-se a ℓ, ou seja, o formato da nuvem onde o elétron se move; 
- 1s define o nome do orbital; 
- O número 1 sobrescrito após o s indica que há somente um elétron no 
referido orbital. 
Portanto, usando n e ℓ, os orbitais podem ser rotulados em 1s, 2s, 2p, 
3s, 3p e assim por diante. Sempre lembrando que ℓ somente assume valores 
inteiros. 
Para o átomo de Hidrogênio ou para íons com somente 1 elétron (He+ 
ou Li2+), o orbital 2s tem a mesma energia que o orbital 2p e os orbitais 3s, 
3p e 3d têm a mesma energia entre si. Orbitais com a mesma energia são 
chamados de DEGENERADOS. 
Em átomos com mais de um elétron, os orbitais 2s e 2p têm energias 
diferentes (e 3s, 3p e 3d também), pois, nesse caso, há REPULSÃO 
eletrônica causada pela presença de mais de um elétron em pelo menos um 
dos orbitais. Em átomos com mais de um elétron, a energia não depende 
somente de n, mas também de ℓ. Isso quer dizer que orbitais de formatos 
diferentes, apesar de estarem na mesma camada, possuem energias 
diferentes. 
 
1.5. Nós e fases de orbitais 
Após a revisão das principais características dos orbitais atômicos 
(OAs) e dos elétrons nos orbitais, é possível comparar seus formatos e 
tamanhos. Na maioria dos conceitos vistos em um curso de Química 
Orgânica básica, o conhecimento dos orbitais s e p são os mais importantes. 
Sendo assim, a discussão a seguir será baseada nesses dois tipos de 
orbitais. 
A figura abaixo representa os orbitais esféricos 1s, 2s e 3s. O núcleo 
atômico pode ser observado ao centro. Também pode ser observado um 
aumento no tamanho do orbital, conforme o aumento de n. 
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Pode-se, ainda, expressar a probabilidade de encontrar os elétrons 
através de gráficos de densidade, supondo que pudéssemos ver exatamente 
onde o elétron está em um dado tempo e, sendo assim, marcar seu lugar. Se 
nós olhássemos de novo, um pouco depois, o elétron estaria em um lugar 
diferente e, então, poderíamos marcar outro ponto. Eventualmente, se 
marcássemos pontos suficientes, terminaríamos com uma figura como a 
representada abaixo. Agora, a densidade dos pontos é uma indicação da 
probabilidade de encontrar o elétron neste dadoespaço. Quanto mais 
densa, ou mais escura é a área, maior é a probabilidade de encontrar o 
elétron. 
 Na figura abaixo, as partes brancas são os chamados nós, ou seja, 
regiões sem probabilidade de encontrar um elétron. As partes em azul ou 
vermelho são as regiões onde os elétrons podem ser encontrados e as cores 
diferentes significam fases diferentes. 
 
Pelo gráfico acima, percebe-se que o orbital 2s, como o orbital 1s, é 
esférico. Porém, existem duas diferenças entre eles. O orbital 2s é maior, 
então, um elétron em um orbital 2s tem maior probabilidade de ser 
encontrado mais distante do núcleo do que em um orbital 1s. A outra 
diferença é que o orbital 2s tem uma região onde não existe densidade 
eletrônica nenhuma (parte branca entre a parte azul e a vermelha), 
enquanto no orbital 1s isso não ocorre. Essa região é chamada superfície 
Núcleo
Diagrama esquemático 
do orbital 1s
Diagrama esquemático 
do orbital 2s
Diagrama esquemático 
do orbital 3s
Nó
Nó
Nó
Orbital 1s Orbital 2s Orbital 3s
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nodal. Nesse caso, a região tem proporção radial e, por isso, é chamada de 
nó radial ou esférico. O orbital 2s tem um nó radial. 
 
Nó ou superfície nodal: região onde não há probabilidade de encontrar 
elétrons. O número de nós em um orbital é n-1, onde n = número 
quântico principal. 
 
Portanto, o orbital 1s é esférico, simétrico e não tem nós, enquanto o 
orbital 2s tem um nó radial (n-1, ou seja, 2-1=1 nó). Pode-se, ainda, 
observar o orbital 3s, que é maior que o 2s e tem dois nós radiais (n-1, ou 
seja 3-1=2 nós). Todos são esfericamente simétricos. 
Para um orbital do tipo 2p, o gráfico de densidade/probabilidade não 
é mais esfericamente simétrico. Agora, o orbital tem uma orientação no 
espaço e tem dois lobos. Além disso, existe uma região sem densidade 
eletrônica que está entre os dois lobos (parte branca) e é uma superfície 
nodal. Dessa vez, o nó é um plano entre os dois lobos e é chamado de plano 
nodal. 
 
Para facilitar a representação do formato dos orbitais, os químicos 
utilizam somente o contorno das formas. Com isso, os orbitais s são 
representados por uma esfera e os orbitais p com um formato lobular, 
conforme pode ser observado abaixo. 
Gráfico de densidade 
para o orbital 2p
Orbital 2px Orbital 2py
Orbital 2pz
Nó
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Além disso, como ondas, os orbitais têm fases diferentes e, depois de 
cada nó, a fase muda. Em ondas normais, as fases são chamadas de 
negativa e positiva. Já em química, negativo e positivo podem ser 
confundidos com cargas. Por isso, utilizam-se cores diferentes ou 
preenchimentos diferentes nos desenhos representativos dos orbitais. Na 
figura abaixo, observa-se a representação de um orbital p com um lobo em 
cinza e outro em branco, indicando as fases diferentes. Entre os lobos, 
observa-se um nó e, após o nó, a cor do lobo muda para indicar mudança de 
fase. 
 
 
1.6. Diagrama de Orbitais Atômicos 
Para descrever os elétrons presentes nos correspondentes orbitais 
de um átomo, utilizam-se os Diagramas de Energia de Orbitais Atômicos. 
Os orbitais são representados por traços e os elétrons por setas, em uma 
representação qualitativa. Representam-se os orbitais de menor energia 
mais abaixo no diagrama e, conforme o aumento de energia, mais acima. 
O diagrama a seguir representa os orbitais atômicos do átomo de 
Hidrogênio. Como comentando anteriormente, por conter somente um 
elétron e, portanto, não apresentar repulsão eletrônica, os orbitais vazios 
2s e os três orbitais 2p, possuem a mesma energia (o mesmo ocorre para 
He1+ e Li2+, íons contendo somente um elétron). Para espécies com dois ou 
mais elétrons, ocorre a diferenciação de energia dentro da mesma camada 
para orbitais de formatos diferentes. 
Orbital s Orbital p
Nó
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Para dois elétrons no mesmo orbital, representam-se duas flechas 
em sentidos opostos, indicando valores de spins opostos. Completam-se os 
orbitais de menor energia primeiro, respeitando-se o número máximo de 
dois elétrons por orbital (conforme a Regra de Exclusão de Pauli). A 
distribuição dos elétrons nos Orbitais Atômicos (OAs) para o átomo de 
Boro, que possui número atômico 5, pode ser observada abaixo. Nesse caso, 
o orbital 1s está completamente preenchido, com dois elétrons de spins 
opostos. O mesmo ocorre com o orbital 2s. O quinto elétron é colocado em 
um dos três orbitais degenerados p, gerando um orbital p semipreenchido. 
 
Para átomos com mais elétrons, preenche-se todos os orbitais 2p 
degenerados (até todos ficarem semipreenchidos), evitando-se a repulsão 
eletrônica em um mesmo orbital (Regra de Hund). Como estão em orbitais 
p diferentes, esses dois elétrons podem possuir o mesmo valor de spin. Esse 
V
ar
ia
çã
o 
de
 e
ne
rg
ia
1s
2s 2px 2py 2pz
Orbitais de menor energia na base 
e orbitais mais energéticos no topo
Flecha com ponta pela metade indicando 
1 elétron no orbital 1s
Diagrama de Energia de Orbitais Atômicos 
para o átomo de Hidrogênio 
(número atômico = 1)
Para o Hidrogênio (que contém somente 1 elétron) 
o orbital 2s e os orbitais 2p são degenerados
Va
ri
aç
ão
 d
e 
en
er
gi
a
1s
2s
2px 2py 2pz
Duas flechas com sentidos opostos representando 
dois elétrons com spins opostos.
Diagrama de Energia de Orbitais Atômicos 
para o átomo de Boro 
(número atômico = 5)
Orbitais 2p degenerados entre si, mas com 
energia diferente do orbital 2s
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cenário pode ser observado no diagrama de orbitais atômicos para o átomo 
de Carbono, cujo número atômico é seis. 
 
Após todos os orbitais 2p estarem semipreenchidos, inicia-se o 
pareamento dos elétrons, como pode ser observado para o diagrama do 
átomo de Oxigênio. 
 
 
2. Orbitais Moleculares (OM) 
Após uma pequena revisão sobre os conceitos inerentes a orbitais 
atômicos, os orbitais moleculares, ou seja, orbitais das moléculas, podem 
ser trazidos à tona. A teoria que utiliza orbitais moleculares (TOM) 
constitui uma alternativa para explicar a formação das ligações químicas. 
Va
ri
aç
ão
 d
e 
en
er
gi
a
1s
2s
2px 2py 2pz
Diagrama de Energia de Orbitais Atômicos 
para o átomo de Carbono 
(número atômico = 6)
O sexto elétron fica no orbital 2py para 
evitar repulsão eletrônica no mesmo orbital
Va
ri
aç
ão
 d
e 
en
er
gi
a
1s
2s
2px 2py 2pz
Diagrama de Energia de Orbitais Atômicos 
para o átomo de Oxigênio
(número atômico = 8)
Após todos os orbitais degenerados possuirem 1 
elétron, inicia-se o emparelhamento. 
O próximo orbital tem energia muito maior e só 
receberá elétrons quando os orbitais 2p estiverem preenchidos.
3s
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Considera-se que os orbitais atômicos (OAs) do nível de valência dos 
átomos deixam de existir quando uma ligação química se forma. Os orbitais 
atômicos são substituídos por um novo conjunto de níveis energéticos, que 
correspondem às novas distribuições da nuvem eletrônica (densidade de 
probabilidade), chamados Orbitais Moleculares (OMs). Os OAs combinam-
se como ondas, em fase ou fora de fase. A combinação de um determinado 
número de OAS gera o mesmo número de OMs. 
Na combinação fora de fase (ou destrutiva), forma-se um OM cujo 
formato contém um plano nodal entre os núcleos. Portanto, se elétrons 
forem colocados nesse orbital, não haverá densidade eletrônica entre os 
dois núcleos. Se contiver elétrons, o OM formado por sobreposição fora de 
fase alocará esseselétrons nas regiões externas ao núcleo, pois entre os 
núcleos existe um nó. 
Em uma combinação em fase (construtiva), se o orbital molecular 
derivado contiver elétrons, eles estarão entre os núcleos, pois não há nós. 
Os dois núcleos dos átomos se repelem, mas a densidade de elétrons entre 
eles ajuda a mantê-los unidos. 
Então, dizemos que a combinação em fase dá origem a Orbitais 
Moleculares Ligantes. Os elétrons podem, agora, ser compartilhados 
entre os núcleos e isso diminui a energia quando comparamos o OM ligante 
formado ao orbital atômico de origem. O OM ligante é a própria ligação 
química! 
Porém, elétrons presentes em orbitais derivados de combinação 
fora de fase não ajudam a manter os núcleos juntos e, na verdade, até 
dificultam a ligação. Quando esse orbital é ocupado, os elétrons podem ser 
encontrados em qualquer lugar, menos entre os núcleos. Isso significa que 
os dois núcleos estão mais expostos e se repelem. Esses orbitais são 
conhecidos como Orbitais Moleculares Antiligantes e têm maior energia 
do que os orbitais atômicos originais. 
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2.1. Orbitais Moleculares Homonucleares Diatômicos 
Os OM homonucleares diatômicos são formados quando dois átomos 
iguais se unem em uma molécula diatômica. 
Por exemplo, na molécula de H2, ocorre combinação de dois OAs do 
tipo 1s, levando a formação de dois OMs (um ligante, de menor energia que 
os OAS originais, e um antiligante, de maior energia). O preenchimento dos 
orbitais segue a ordem de menor para maior energia. Portanto, o OM ligante 
recebe os dois elétrons, formando a ligação H-H. 
 
 Quando um elétron é promovido do OM ligante para o OM antiligante, 
ocorre o cancelamento de um elétron do OM ligante, gerando quebra de 
ligação. 
Fora de fase
Plano nodal
Maior energia que os orbitais 
atômicos que o originaram
Em fase Menor energia que os orbitais 
atômicos que o originaram
Dois orbitais atômicos 1s 
em combinação fora de fase.
Dois orbitais atômicos 1s 
em combinação em fase.
Orbital Molecular Ligante
(preenchido)
OA 1s OA 1s
Orbital Antiligante
(vazio)
Energia
Combinação 
fora de fase
Combinação 
em fase
Diagrama de orbitais moleculares 
para a molécula de Hidrogênio
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No exemplo abaixo, pode-se observar os átomos de Hidrogênio sendo 
separados e cada átomo ficando com seu elétron (quebra homolítica de 
ligação química). Para que isso aconteça, energia deve ser fornecida ao 
sistema. 
 
Para a molécula de Hidrogênio, há uma grande diferença de energia 
entre OM antiligante e ligante e, por isso, é difícil de acontecer a quebra da 
ligação. No entanto, para a molécula de Br2, a diferença é pequena e a 
quebra pode ocorrer, por exemplo, através da aplicação de luz UV. 
 O cálculo da ordem de ligação de uma molécula leva ao número de 
ligações presentes entre os átomos e pode ser calculado a partir dos OMs: 
Ordem de Ligação = (n0 elétrons OM ligante) – (n0 elétrons OM antiligante) 
 2 
Logo, a ordem de ligação para H2 é: 
OL(H2) = 2-0/2 = 1 , ou seja, uma ligação simples entre os átomos, 
formando H2. 
Orbital Molecular Ligante
OA 1s OA 1s
Orbital Antiligante
Energia
energia necessária para promover 
o elétron e 
quebrar a ligação H-H
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Para a hipótese de dois átomos de Hélio interagirem, temos: 
 
Ao calcular a ordem de ligação, observa-se que: OL (He2) = 2-2/2 = 
0, ou seja, não há ligação efetiva unindo os átomos e a molécula de He2 não 
existe. 
Portanto, os átomos de Hidrogênio estão unidos por 1 ligação e a 
molécula de H2 existe. Já a molécula de He2 não existe, pois não há ligação 
efetiva entre os átomos de Hélio (os dois elétrons no OM antiligante 
cancelam os elétrons no OM ligante). 
 
2.2. Simetria dos orbitais moleculares e tipo de ligações 
Outro aspecto a ser observado nos OMs é sua simetria. Quando 
orbitais s se combinam, essa combinação forma OMs com a chamada 
simetria sigma (σ), ou seja, as duas metades dos orbitais formados são 
iguais. Isso quer dizer que, se os orbitais forem girados ao redor do eixo 
internuclear (figura abaixo), permanecem iguais. Esse tipo de simetria só 
ocorre quando os OAs se sobrepõem de maneira frontal. Como OAs do tipo 
s são esferas, eles só podem se sobrepor frontalmente, ou seja, orbitais s 
podem somente formar ligações sigma. 
Orbital Molecular Ligante
OA 1s OA 1s
Orbital Antiligante
Energia
Molécula hipotética resultante da combinação 
entre os OAs de dois átomos de Hélio
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*Observação: pode-se abreviar o orbital molecular sigma antiligante por OMs* 
(sigma com o asterisco) e o orbital molecular sigma ligante por OMs (sigma sem o 
asterisco). Os orbitais sigma formam a ligação s. O mesmo vale para as ligações p, 
formadas por orbitais p (pi): OM p*, para antiligante e OM p, para ligante. 
 
Os orbitais p podem ser combinados de duas maneiras, 
frontalmente ou lateralmente. Com isso, originam ligações com simetria 
sigma (s) ou com simetria pi (p). Portanto, os orbitais p podem originar 
ligações σ e ligações π, conforme as figuras abaixo. 
 
 
Por serem mutualmente perpendiculares entre si (estão a 900 um do 
outro), quando um dos orbitais p sobrepõem-se frontalmente com outro 
σ∗
σ
Pode-se girar em torno do eixo 
sem mudar os OMs
Possuem simetria,
chamada de simetria sigma (σ)
Combinação frontal, fora de fase 
(lobo cinza sobrepondo com lobo branco)
Plano nodal
OM 2pσ*
Simetria σ
Combinação frontal, em fase 
(lobo cinza sobrepondo com lobo cinza)
Simetria σ
OM 2pσ
OA2p OA2p
OA2p OA2p
Combinação lateral, fora de fase 
(lobo cinza sobrepondo com lobo branco)
Plano nodal
OM 2pπ*
Combinação lateral, em fase 
(lobo cinza sobrepondo com lobo cinza e
lobo branco sobrepondo com lobo branco)
OM 2pπ
OA2p OA2p
OA2p OA2p
Sem simetria, se 
girar muda a fase
Sem simetria, se 
girar muda a fase
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orbital de outro átomo, os outros dois orbitais p podem somente realizar 
sobreposição lateral. Isso resulta na possibilidade de formação de um OMs 
e um OM s* (sobreposição frontal entre dois OAS de dois átomos), além de 
dois OMp e dois OMp* (sobreposição lateral). Os dois orbitais OMp são 
degenerados entre si, assim como os dois OMp*. 
 
Na maioria dos casos, a sobreposição frontal é mais eficiente e tem 
menor energia do que a sobreposição lateral. Sendo assim, é mais fácil 
romper uma ligação p do que uma ligação s. Isso pode ser observado no 
diagrama de OMs genérico abaixo, onde a diferença de energia entre OMs 
e OMs* é maior do que a diferença entre OMp e OMp*. Dessa maneira, 
excitar um elétron do OMs para o OMs* custará mais energia ao sistema, 
sendo mais difícil. 
O diagrama abaixo mostra a sobreposição entre os OAs da camada de 
valência de dois átomos iguais. Os orbitais 2s se sobrepõem em fase, 
gerando OMs, e fora de fase, gerando OMs*. 
Já os orbitais 2p (2px, 2py e 2pz) de cada átomo podem se sobrepor 
frontal e lateralmente. Um deles, por exemplo, o 2px, se sobrepõe 
frontalmente, originando OMs e OMs*. Os outros dois orbitais 2p de cada 
átomo, por exemplo, 2py e 2pz, se sobrepõem lateralmente, originando 
OMp e OMp*. A diferença de energia entre OMs e OMs* é maior do que a 
diferença entre OMp e OMp*. Para quebrar uma ligação sigma, precisa-se 
Sobreposição frontal de um 
dos orbitais p de cada átomo
(orbital p azul de cada átomo)
As demais sobreposições (dos dois outrosobitais atômicos p 
de cada átomo, nesse caso vermelho e cinza) só podem ser 
laterais devido a simetria. Os orbitais p ficam a 900 
um do outro em um mesmo átomo.
*Nessa figura só estão sendo 
mostradas sobreposições 
em fase (lobo vermelho inteiro 
com lobo vermelho inteiro, por exemplo). 
No entanto, deve-se ter em mente 
que o mesmo ocorre para as sobreposições fora 
de fase e que para cada sobreposição 
em fase (formando OM ligante), uma 
sobreposição fora de fase ocorre 
(formando OM antiligante).
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de energia suficiente para excitar elétrons de OMs a OMs*. Isso será mais 
difícil do que excitar de OMp a OMp*. 
 
 Quando se desenha os diagramas de orbitais moleculares deve-se 
levar em consideração o fato apresentado e, geralmente, teremos a ordem 
de energia mostrada na figura acima, ou seja, OMs seguido de OMp, depois 
OMp* e, por fim, OMs*. 
 Uma pequena exceção desse cenário ocorre para as moléculas 
diatômicas homonucleares formadas pelos primeiros elementos do 
segundo período da tabela periódica (Li2, Be2, B2, C2 e N2). Nesse caso, as 
diferenças de energia entre os orbitais atômicos 2s e 2p são menores e, por 
isso, ocorrem interferências mútuas de uns sobre os outros. Assim, cada 
orbital molecular formado recebe influências simultâneas dos orbitais 2s e 
2p (ou seja, uma contribuição de s em p que a simplificação do modelo não 
mostra), o que provoca mudanças nos níveis de energia dos orbitais 
moleculares. Nesse caso, e somente nesse caso, há uma inversão de 
energia. 
Para melhor ilustrar a diferença de casos regulares para os casos de 
exceção, podemos observar abaixo os diagramas de orbitais moleculares 
para as moléculas de B2 (exceção) e O2 (regra geral). Somente os orbitais 
moleculares derivados da sobreposição dos orbitais atômicos da camada de 
valência estão sendo mostrados. 
E
ne
rg
ia
3 OA 2p 
degenerados
3 OA 2p 
degenerados
OMσ∗
OMσ
2 OMπ* degenerados
2 OMπ degenerados
OMσ∗
OMσ
OA 2s OA 2s
Derivado de sobreposição frontal 
fora de fase de um OA 2p
Derivado de sobreposição frontal 
em fase de um OA 2p
Derivado de sobreposição frontal 
fora de fase de um OA 2s
Derivado de sobreposição frontal 
em fase de um OA 2s
Orbitais s se sobrepõem 
apenas frontalmente gerando OM σ
Derivado de sobreposição lateral
fora de fase de dois OA 2p
Derivado de sobreposição lateral
em fase de dois OA 2pEnergia necessária 
para quebrar o componente 
σ da ligação
Energia necessária 
para quebrar o componente 
π da ligação 
(menor, mais fácil quebrar)
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18 
 
 
 Apesar da exceção encontrada para os diagramas de orbitais 
moleculares das moléculas diatômicas de Li2, Be2, B2, C2 e N2, considera-se 
que ligações p são mais facilmente rompidas do que ligações s. Ou seja, a 
sobreposição frontal de orbitais é mais efetiva do que a sobreposição 
lateral. Isso é fácil de entender percebendo que, ao girar OAs p que estão se 
sobrepondo frontalmente, a fase não muda e a sobreposição ligante 
continua (o mesmo lobo continua interagindo). No entanto, ao girar OAs p 
se sobrepondo lateralmente, a fase muda, pois o lobo muda e cada lobo tem 
uma fase diferente. 
 Outro ponto a ser observado - e, para isso, podemos pegar o exemplo 
da molécula de O2 - são os pares de elétrons não compartilhados. Eles são 
originados quando existem elétrons nos orbitais antiligantes que cancelam 
elétrons nos orbitais ligantes. Na figura abaixo, temos o diagrama completo 
de OMs da molécula de O2 com os OMs que seriam gerados pela 
sobreposição dos OAs da camada de valência de cada átomo de Oxigênio. 
πy πz
σx
πy πz
σx
**
*
Molécula de B2
Energia
πy πz
σx
πy πz
σx
**
*
Molécula de O2
Energia
B = 5 elétrons
1s2 2s2 2p1
OMπ
OMπ*
OMσ
OMσ*
OMσ
OMσ*
OMπ
OMπ*
O = 8 elétrons
1s2 2s2 2p4
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19 
 
 
*Observação: Cada orbital OMp* possui um elétron. Como são degenerados, ficam 
semipreenchidos, evitando repulsão eletrônica. 
 
 Os orbitais atômicos 2s de cada átomo se sobrepõem formando dois 
orbitais moleculares s, um ligante e um antiligante (desenhados em cor 
rosa). Cada OA 2s possui dois elétrons e, por isso, tanto o OMs como o OMs* 
estão preenchidos. Isso quer dizer que os dois elétrons em OMs* cancelam 
os dois elétrons do OMs. Ou seja, esses elétrons ficam como pares de 
elétrons não compartilhados em cada átomo de Oxigênio (um par de 
elétrons em cada átomo) e não levam a ligação efetiva. 
 Os OAs 2p podem se sobrepor frontal ou lateralmente. Os OAs 2px, 
por exemplo, se sobrepõem frontalmente gerando dois orbitais s, OMs e 
OMs* (cor azul). Como os OAs 2px possuem um elétron cada um, enquanto 
o OMs está preenchido, o OMs* está vazio. Isso quer dizer que existe uma 
ligação s efetiva entre os átomos de Oxigênio. 
Os outros dois OAs p, 2py e 2pz, de cada átomo de Oxigênio se 
sobrepõem lateralmente formando quatro OMs p, dois OMs e dois 
OMs*(cor vermelha). Os OAs 2py e 2pz possuem três elétrons, ao todo, 
para cada átomo de Oxigênio. Serão seis elétrons, ao todo, para serem 
alocados nos quatro OMs p formados. Quatro ficam em OMs ligantes, mas 
O = 8 elétrons
1s2 2s2 2p4
OMσs
OMπy
Molécula de O2
Energia
OA 2s OA 2s
OA 2pxOA 2pyOA 2pz OA 2pzOA 2pyOA 2px
OMσ*s
OMσ*p
OMσp
OMπz
OMπ*y OMπ*z
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dois em antiligantes (cor vermelha). Isso quer dizer que os dois elétrons 
antiligantes cancelam dois dos elétrons ligantes. Ou seja, uma ligação p não 
existe e esses elétrons ficam como pares não compartilhados em cada 
átomo de Oxigênio (o segundo par de elétrons não compartilhados em cada 
átomo) e não levam a ligação efetiva. A outra ligação p existe. 
No total, são duas as ligações efetivas, uma s e outra p, e dois pares 
de elétrons não compartilhados em cada átomo da molécula de O2, 
conforme figura abaixo. 
 
 
2.3. Orbitais Moleculares Heteronucleares Diatômicos 
Dois átomos de elementos diferentes também podem ser 
combinados, formando OMs (e, portanto, ligações). No entanto, a energia 
dos orbitais envolvidos é diferente (mesmo com tipos de orbitais iguais). 
Por exemplo, o orbital 2p do flúor é menos energético do que o orbital 2p do 
Carbono. Quanto mais eletronegativo for o elemento, mais estável será 
o seu orbital atômico (menor sua energia). 
Quando ocorre, a combinação de OAs com energias muito diferentes 
é mais difícil. Em casos extremos não ocorre formação de OMs, mas sim 
uma simples atração de íons (ligação iônica). Para o exemplo da 
molécula de NaF, a energia dos OAs é muito diferente. O que ocorre, na 
verdade, é que o sódio doa um elétron ao flúor, não havendo a formação 
efetiva de OMs. Formam-se íons que permanecem unidos através de 
atração eletrostática. 
O O
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21 
 
 
No entanto, quando os OAs têm menor diferença de energia, eles 
podem ser combinados, formando novos OMs. O átomo mais 
eletronegativo contribui mais com o OM ligante (o OM ligante é mais 
próximo a esse átomo). Isso ocorre porque o OA desse átomo está mais 
próximo em energia do OM ligante e os elétrons da ligação ficam, na média, 
mais próximos dele. O átomo menos eletronegativo contribui mais com o 
OM antiligante (o OM antiligante é mais próximo a esse átomo). Podemos 
observar na figura abaixo, o diagrama de orbitais moleculares da ligação p 
C-O, que o OMp é maior em volta do Oxigênio, enquanto o OMp* é maior no 
Carbono. Forma-se uma ligação covalente. 
Na figura abaixo, podemos observara comparação da formação de 
OMs entre dois átomos iguais (ligação p C-C, contribuições iguais para o OM 
ligante e antiligante) e entre dois átomos diferentes (ligação p C-O). 
OA 2p do Flúor
FF
OA 3S do Sódio
E
ne
rg
ia
Na Na
Elétron transferido do OA 3s do Sódio
para o OA 2p do Flúor
Forma-se NaF por atração eletrostática de íons de cargas opostas
OAs com energias muito 
diferentes para combinação 
em OMs
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OA p 
carbono
OA p 
carbono
OMπ
OMπ*
C C
contribuição igual dos dois átomos
(OM ligante simétrico)
C C
contribuição igual dos dois átomos
(OM antiligante simétrico)
E
ne
rg
ia
OA p 
carbono
OA p 
oxigênio
OMπ
OMπ*
C O
contribuição maior do oxigênio
(OM ligante maior no oxigênio)
C O
contribuição maior do carbono
(OM antiligante maior no carbono)
DIAGRAMA DE ORBITAIS MOLECULARES 
PARA LIGAÇÃO π C-C
DIAGRAMA DE ORBITAIS MOLECULARES 
PARA LIGAÇÃO π C-O
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Para fins comparativos, podemos compilar as informações em uma 
tabela: 
OAs de mesma energia 
(átomos iguais 
interagindo) 
OAs com energia um 
pouco diferente (átomos 
diferentes interagindo) 
OAs de energia muito 
diferente (átomos com 
eletronegatividade muito 
diferentes interagindo) 
Alta interação entre os OAs Menor interação entre os 
OAs 
OAs têm energia muito 
diferente para interagir 
OM ligante tem energia 
muito menor e o OM 
antiligante tem energia 
muito maior que os OAs 
OM ligante tem energia um 
pouco menor e o OM 
antiligante um pouco maior 
que os OAs 
O orbital preenchido do 
ânion tem energia igual ao 
OA do átomo mais 
eletronegativo e o orbital 
vazio do cátion tem energia 
igual ao OA do átomo 
eletropositivo. 
OAs contribuem 
igualmente para ambos 
OMs 
OA do átomo mais 
eletronegativo contribui 
mais com o OM ligante e OA 
do átomo menos 
eletronegativo contribui 
mais para o OM antiligante 
Somente um OA contribui 
com cada orbital da 
molécula (orbital do cátion 
e orbital do ânion) 
Os elétrons ligantes são 
compartilhados igualmente 
entre os átomos 
Os elétrons ligantes ficam 
mais próximos do átomo 
mais eletronegativo 
Os elétrons ficam somente 
com o ânion (formado pelo 
átomo mais eletronegativo) 
Ligação puramente 
covalente (ligação 
covalente apolar) 
Ligação covalente com 
porcentagem iônica 
(ligação covalente polar) 
Ligação classicamente 
iônica 
A quebra homolítica pode 
ocorrer facilmente 
É mais provável a quebra 
heterolítica, em que o 
átomo mais eletronegativo 
fica com os elétrons 
(ânion) e o outro fica como 
cátion. 
Os elementos já existem 
como íons. 
 
 
 
 
 
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24 
 
2.4. Outros fatores que afetam a interação entre orbitais atômicos 
Existem ainda outros fatores que afetam a interação orbitalar, como 
o tamanho dos orbitais e a sua simetria. Por exemplo, um OA 2p se 
sobrepõe melhor com outro OA 2p do que com um OA 3p. 
 
 Quanto à simetria, um orbital 2px não pode se sobrepor a um OA 2py 
ou 2pz, pois eles são perpendiculares entre si e haveria a sobreposição de 
um lobo (onde existe densidade eletrônica) com um nó (onde não existe 
densidade eletrônica). 
Deve-se lembrar, ainda, que com orbitais 2p pode haver sobreposição 
frontal (2px com 2px, por exemplo) ou lateral (2pz com 2pz, por exemplo). 
Já os OAs s se sobrepõem com orbitais p, ou outro orbital s, apenas 
frontalmente (formando somente ligações s). 
 
 
2.5. Moléculas com mais de dois átomos 
Cada ligação de uma molécula maior pode ser descrita por um 
diagrama de OMs ou todas as ligações podem ser ordenadas em um 
diagrama de OMs único, levando em conta sua energia. 
Tentativa de interação de um OA s 
com o nó do OA p (lateral): 
Simateria incorreta!
Nó
X
Interação do OA s com o lobo do 
OA p (frontal): Simetria correta.
Aqui está sendo mostrada uma interação 
ligante (cinza com cinza), mas a antiligante
 também ocorre.
X X
Nó Nó
Nó
Tentativa de interação de OA px e 
OA pz, ou px e py, 
respectivamente: 
Simateria incorreta!
Interação lateral de OA px com OA px e interação frontal de 
OA py com OA py, respectivamente: Simetria correta. A interação frontal 
de OA px com OA px e lateral de OA py com OA py também podem ocorrer. 
Os OAs pz também podem interagir lateral ou frontalmente, desde que na simetria correta.
Aqui estão sendo mostradas duas interações do tipo ligante, 
mas as antiligantes também ocorrem.
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25 
 
O ângulo das ligações em volta de um átomo respeita o ângulo de 
sobreposição, que pode variar dependendo do tipo de orbital atômico que é 
utilizado para tal (orbitais p ou orbitais híbridos, por exemplo). 
Para moléculas pequenas, com um átomo central e que têm esse 
átomo não hibridizado, a sobreposição ocorre de maneira direta. Cada 
sobreposição de dois OAs gera dois OMs (um ligante e um antiligante). 
Como exemplo, podemos citar as moléculas de PH3 e SH2, onde o 
átomo central possui orbitais p que são utilizados nas ligações. Os orbitais 
p (px, py e pz) ficam perpendiculares entre si (900) e, como consequência, 
as ligações em volta desse átomo central mantém esse ângulo entre elas. 
Formam-se três OMs e três OMs* para a molécula de PH3. Como são três 
OMs formados a partir dos mesmos átomos, os três têm a mesma energia 
(degenerados). O mesmo vale para os três OMs*. Para a molécula de SH2 
são dois OMs e dois OMs*. 
 
Quando o átomo em questão estiver utilizando orbitais atômicos 
hibridizados, os ângulos variam de acordo com o tipo de hibridização. Como 
a hibridização afeta o tipo de ligação formada e também o ângulo das 
ligações em volta de determinado átomo, uma breve revisão se faz 
necessária. Somente hibridizações envolvendo orbitais do tipo s e p serão 
abordadas a seguir. 
 
 
 
 
P
H
H
H
P
H
H
H
P (Z = 15) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
Os orbitais mostrados são os orbitais p da camada de valência.
Cada um tem 1 elétron que interage formando uma ligação com o hidrogênio.
Portanto, um OA 1s do hidrogênio com um elétron, interage com um OA 3p do fósforo 
levando a dois OMs, um ligante e um antiligante.
S
H
H S
H
H
S (Z = 16) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
Orbital contendo 1 par de 
elétrons não compartilhado
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3. Hibridização de OAs 
 A hibridização é a combinação de OAs em novos OAs. Um 
determinado número de orbitais atômicos combina-se formando o mesmo 
número de orbitais atômicos híbridos. Sempre o mesmo número de OAs 
híbridos é gerado! 
O átomo de Carbono, por exemplo, sofre HIBRIDIZAÇÃO combinando 
seus OAs e levando a novos OAs híbridos. O processo geral tem ganho de 
energia, pois ligações a mais podem ser formadas. O átomo de Carbono pode 
sofrer 3 tipos de hibridização: sp3, sp2 e sp. 
 Na hibridização sp3, os quatro OAs se combinam (um orbital s e três 
orbitais p), formando quatro OAs híbridos. Como o nome indica, o orbital 
sp3 tem 1/4 de OAs 2s e 3/4 de 2p. Esse tipo de orbital tem um nó planar 
através do núcleo. Além disso, tem um lobo grande (referente à soma de s 
e p, em fase) e um lobo pequeno (referente à subtração de s e p, fora de 
fase). A energia do orbital híbrido, formado através da combinação de s e 
p, é intermediária entre a energia dos orbitais originais. 
 
 
 O Carbono, quando hibridizado sp3, tem geometria tetraédrica, ou 
seja, os OAs sp3 apontam para os cantos de um tetraedro, com um ângulo 
de 109,50 entre eles. Quandoum Carbono hibridizado sp3 forma orbitais 
moleculares e, por consequência, se liga a outros átomos, essas ligações em 
volta do Carbono obedecem a esse ângulo. Como exemplo, podemos 
observar a molécula de metano, cujas ligações s C-H estão a, 
Energia
OAs 2p
OA s
Carbono no 
estado fundamental
OAs 2p
OA s
Carbono no 
estado excitado
Novos OAs sp3
* Degenerados entre si;
* Com a combinação de energia têm maior 
energia que s e menor energia que p.
Carbono hibridizado sp3
Orbitais atômicos do mesmo átomo
Orbital híbrido
04 orbitais iguais gerados
2s 2px 2py 2pz
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27 
 
aproximadamente, 1090 umas das outras por possuir, como átomo central, 
um átomo de Carbono hibridizado sp3. 
Orbitais atômicos híbridos que são formados através de 
contribuição de um orbital atômico do tipo s, só podem se sobrepor 
frontalmente, levando a ligações s. Como os quatro orbitais híbridos do 
Carbono são sp3, ou seja, possuem contribuição de um OA s, são formadas 
quatro ligações s ao redor desse átomo. 
 
Na hibridização sp2, combinam-se o orbital 2s e dois orbitais 2p, por 
exemplo, os OAs 2px e 2py. O terceiro orbital 2p permanece inalterado e 
pode ser chamado p puro (orbital 2pz, por exemplo - p puro). Os orbitais 
sp2 têm 1/3 de caráter s e 2/3 de caráter p. Os orbitais híbridos sp2 têm 
energia um pouco menor que os orbitais sp3, por possuir maior contribuição 
de s (OA s é menos energético do que OA p). 
 
 
Nesse caso, os 3 orbitais híbridos formados ficam no mesmo plano 
com um ângulo aproximado entre si de 1200 (trigonal planar). Portanto, as 
C C
H
H
H
H
Quatro orbitais sp3 apontando para os 
cantos de um tetraedro
109,50
H
H
HH
Metano
Energia
OAs 2p
OA s
Carbono no 
estado fundamental
OAs 2p
OA s
Carbono no 
estado excitado
Novos OAs sp2
* Degenerados entre si;
* Com a combinação de energia têm maior 
energia que s e menor energia que p; 
*Têm menor energia que sp3.
Carbono hibridizado sp2
OA p puro
Orbitais atômicos do mesmo átomo
Orbital híbrido
03 orbitais iguais gerados
2s 2px 2py
2pz (p puro)
maior contribuição de s: menos 
energético e mais esférico que sp3
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ligações em volta de um Carbono sp2 têm ângulos aproximados de 1200 
entre elas. 
Os três orbitais híbridos sp2 podem se sobrepor com um orbital sp2 
de outro Carbono e mais dois orbitais atômicos de Carbonos em grupos 
alquila ou Hidrogênios, formando três OMs σ (mais três antiligantes). 
Orbitais híbridos, que possuam contribuição de um OA do tipo s, só 
podem se sobrepor frontalmente, levando a uma ligação s. O orbital que 
ficou sem hibridização (orbital p puro, aqui representado por 2pz) fica 
perpendicular ao plano dos três orbitais sp2. Por isso, só pode se sobrepor 
com outro orbital p lateralmente, formando ligação p (dois OMs p, um 
ligante e um antiligante). 
 Um exemplo contendo Csp2 pode ser observado na molécula de eteno, 
que contém: cinco ligações s (uma C-C e quatro C-H) no plano (sobreposição 
frontal) e uma ligação p central, acima e abaixo do plano (sobreposição 
lateral). 
 
O Carbono pode, também, estar hibridizado sp. Isso ocorre quando o 
OA 2s se combina com um orbital 2p (por exemplo, 2px). Assim, o orbital 
C *3 OA híbridos sp
2;
* Planares e com ângulos de 1200 entre eles.
Orbital p puro
C C
H
HH
H
C C
H
HH
H
Ligações σ
Somente os OM ligantes estão mostrados
Ligação π (acima e abaixo do plano da ligação σ) 
Somente o OM ligante está mostrado
H
HH
H
Ligação dupla: um componnte σ 
e um componente π.
1200
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híbrido sp tem 50% de caráter s e 50% de caráter p. Além disso, os orbitais 
2py e 2pz (2 OAs p) ficam puros e podem fazer ligações p, através de 
sobreposições laterais. A energia dos orbitais híbridos sp é menor do que a 
energia dos orbitais sp2 e sp3, porque o orbital sp é gerado com maior 
contribuição do orbital s. 
 
 
O Carbono sp é linear e o ângulo de suas ligações é de 1800. Ou seja, o 
Carbono se liga a dois outros átomos, formando um esqueleto linear. 
Como exemplo, pode-se observar o acetileno (etino), onde cada OA 
sp sobrepõe-se com um OA 1s do Hidrogênio e um OA híbrido sp do outro 
Carbono, formando dias ligações s (C-H e C-C). Por serem formados através 
de contribuição de um OA do tipo s, os orbitais sp só podem se sobrepor 
frontalmente, formando ligações do tipo s. No entanto, os dois orbitais p 
puros, se sobrepõem lateralmente, com orbitais p de outro átomo, 
formando ligações p. 
Energia
OAs 2p
OA s
Carbono no 
estado fundamental
OAs 2p
OA s
Carbono no 
estado excitado
Novos OAs sp
* Degenerados entre si;
* Com a combinação de energia têm maior 
energia que s e menor energia que p; 
*Têm menor energia que sp2.
Carbono hibridizado sp
OAs p puro
Orbitais atômicos do mesmo átomo
Orbital híbrido
02 orbitais gerados
2s 2px
2py2pz
maior contribuição de s: menos 
energético e mais esférico que sp2
OAs p puros
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 Como citado, os diferentes tipos de orbitais híbridos têm diferentes 
energias associadas. Quanto maior o caráter s, mais estável e mais 
eletronegativo é o orbital, pois orbitais s têm menor energia do que orbitais 
p da mesma camada. Sendo assim, a ordem crescente de energia dos 
orbitais híbridos é: sp < sp2 < sp3. Além disso, uma ligação dupla (um 
componente s e um p) é mais curta do que uma ligação simples (somente 
componente s). Uma ligação tripla (um componente s e dois p) é mais curta 
ainda. 
Ligação Hibridização dos 
átomos 
Caráter s (%) Distância entre os 
átomos (pm) 
Tripla sp 50 120 
Dupla sp2 33 134 
Simples sp3 25 154 
 
A hibridização é uma propriedade dos OAs e não somente do átomo 
de Carbono, portanto, outros átomos podem ter seus OAs hibridizados. Um 
arranjo tetraédrico de átomos em relação a um átomo central, por exemplo, 
pode ser racionalizado descrevendo o átomo central como hibridizado sp3. 
C *2 OA híbridos sp;* Planares e com ângulos de 1800 entre eles.
Orbitais p puros
HH C C HH
Ligações σ
Somente os OM ligantes estão mostrados
Ligações π (acima e abaixo, a frente e atrás 
do plano da ligação σ) 
Somente os OM ligantes estão mostrados
C C
1800
H C C H
Ligação Tripla: um componente σ 
e dois componentes π
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31 
 
Como exemplos, pode-se citar compostos com quatro ligações contendo, 
como átomo central, o Boro e o Nitrogênio. Nesses casos, todas as ligações 
são iguais e o átomo central necessita de quatro OAs híbridos idênticos para 
formação dos OMs. A variação de carga do átomo central ocorre devido à 
diferença do número de elétrons de cada átomo na camada de valência. 
Hibridização sp3: B(5), C(6), N(7) 
 
 No entanto, compostos contendo Boro com três ligações apresentam 
o Boro hibridizado sp2. Isso também ocorre quando o átomo central é o 
Carbono carregado positivamente (cátion de Carbono ou carbocátion), 
com três ligações ao redor de si. Nesses exemplos, há necessidade de 
somente três OAs para formação de ligações e um OA é deixado vazio. 
Orbitais vazios não influenciam na estabilidade geral da molécula e podem 
ter energia mais alta. Os OAs que estarão envolvidos nas ligações e possuem 
elétrons devem, no entanto, ser os de menor energia possível. Como 
somente três OAs são necessários, é vantagem energética esses serem 
orbitais sp2 (de menor energia do que sp3). O orbital vazio fica como p puro, 
perpendicular às três ligações e não afeta a estabilidade geral. Sendo 
assim,as ligações formadas a partir do átomo sp2 acompanham a distância 
de 1200 dos OAS híbridos. Essa é outra vantagem do modelo usando átomos 
sp2, que deixa as ligações mais distantes (para sp3 estariam em 109,50), 
diminuindo a repulsão eletrônica. Para espécies contendo carbocátion, 
uma razão extra existe: o orbital deixado como p puro tem uma carga 
positiva. Essa será melhor estabilizada o quanto mais longe estiver do 
núcleo, que também é positivo (orbital p puro tem maior energia que sp3). 
 
B
H
H
H
H
C
H
H
H
H
N
H
H
H
H
Ânion 
Borohidreto
Metano Cátion
Amônio
BH H
H
Borana 
Trigonal Planar
CH H
H
Cátion Metila
Orbital p puro vazio
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 Já em compostos contendo o Nitrogênio como átomo central e três 
ligações s, a hibridização sp3 é observada e o par de elétrons não 
compartilhado ocupa o lugar da quarta ligação. Isso ocorre pois o par de 
elétrons não compartilhados influencia na estabilidade geral do composto 
(orbitais com elétrons têm importância). O ângulo observado entre as 
ligações, nesse caso, é de aproximadamente 1070, menor do que o habitual 
109,50 de espécies tetraédricas. Isso ocorre pois o par de elétrons não 
compartilhado repele mais as ligações do que as ligações se repelem entre 
si. 
 
Isso ocorre, também, para carbânions (ânions de Carbono), deixando 
a carga negativa em orbital sp3, de menor energia do que o orbital p puro. 
Para o íon hidrônio, igualmente, a hibridização do Oxigênio é sp3, com o par 
de elétrons não compartilhado em orbital sp3. 
 
 
4. HOMO, LUMO e Orbitais Moleculares de moléculas mais complexas 
 Com moléculas que possuem mais de um tipo de átomo e mais de um 
tipo de ligação, os orbitais moleculares formados podem ser ordenados de 
acordo com sua energia. Para definir a energia, deve-se lembrar que OMs 
formados entre átomos iguais, ou com eletronegatividade similar, têm 
menor energia, melhor eficiência de sobreposição. Também deve-se 
lembrar das diferenças entre sobreposição frontal, gerando OMs s, e 
lateral, gerando OM p. 
 Para ilustrar, podemos observar a molécula de formaldeído. 
NH H
H
Nsp2 X
Orbital p puro com o par
 não compartilhado
N
H
H
H
Nsp3
Orbital sp3 puro com o par
 não compartilhado
O
H
H
H
C
H
H
H
Ânion Metila Íon Hidrônio
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 Essa molécula é formada por três tipos diferentes de átomos: 
Carbono, Hidrogênio e Oxigênio. O Carbono encontra-se hibridizado sp2 
(2sp2), com cada orbital sp2 contribuindo com um elétron e o orbital p puro 
com mais um. O Oxigênio, similarmente, está hibridizado sp2 (2sp2), com 
um orbital sp2 contendo um elétron, dois orbitais sp2 contendo dois pares 
de elétrons não compartilhados (e, portanto, preenchidos) e o orbital p 
puro contendo um elétron. Por fim, cada Hidrogênio só possui um elétron 
em orbital 1s. 
 
*Dica: Para aqueles com dúvidas sobre a hibridização do átomo de Oxigênio e seus pares 
de elétrons não compartilhados, uma tentativa de desenhar a hibridização similarmente 
ao que foi visto para o Carbono pode ser esclarecedora. 
 
 Existem duas ligações do Csp2 com dois átomos de Hidrogênio (1s). 
A sobreposição de um dos OAs 2sp2 do Carbono com o OA 1s de um dos 
Hidrogênios gera dois OMs s, OMs e OMs*. Para a segunda ligação C-H 
ocorre o mesmo, o segundo OA 2sp2 do Carbono se sobrepõe ao OA 1s do 
outro Hidrogênio. No desenho abaixo, somente os orbitais ligantes das duas 
ligações s estão sendo mostrados. 
 
Esses OMs formados têm a mesma energia, pois são formados pelos 
mesmos átomos, ou seja, Carbono sp2 e Hidrogênio 1s. O diagrama 
representativo de uma das ligações C-H pode ser observado abaixo. 
O
HH
O
HH
2 ligações σ do C (2sp2) com o H (1s)
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 As demais ligações da molécula são formadas entre Carbono e 
Oxigênio (diagrama abaixo). Como a diferença de eletronegatividade é 
maior entre esses dois átomos, os orbitais moleculares que originam essas 
ligações possuem maior energia. Quando o terceiro OA 2sp2 do Carbono se 
sobrepõe frontalmente com um OA 2sp2 do Oxigênio, originam-se dois OMs 
s, OMs e OMs* (representados em cor rosa). Os outros dois OAs sp2 do 
Oxigênio estão preenchidos e alocam seus dois pares de elétrons não 
compartilhados. Já os outros dois OAs sp2 do Carbono estão fazendo duas 
ligações C-H, conforme relatado anteriormente. 
 Os orbitais 2p puros de cada átomo, que possuem um elétron cada, se 
sobrepõem para formar dois OMs p, OMp e OMp* (representados em cor 
azul). A sobreposição, nesse caso, só pode ser lateral, pois os orbitais p 
puros ficam perpendiculares aos orbitais sp2 e às ligações por eles 
originadas. 
 Ao final, Carbono e Oxigênio possuem duas ligações, uma s e outra p. 
Há uma maior diferença de energia entre OMs e OMs*, pois é mais difícil 
de romper a ligação s do que a p, conforme já discutido. 
Energia
OA H 1s
OA C 2sp2
OMσ*
OMσ
Diagrama de formação dos OMs da ligação C-H
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 Os orbitais de maior energia da molécula de formaldeído dizem 
respeito a Carbono e Oxigênio. Na figura abaixo, esses orbitais estão 
dispostos em ordem de energia. 
 
 O OMs possui menor energia do que OMp e, por serem ligantes, eles 
possuem menor energia do que os orbitais antiligantes formados entre 
esses dois átomos. Além disso, os dois orbitais atômicos sp2 do Oxigênio, 
que possuem dois pares de elétrons não compartilhados, têm menor 
energia do que os orbitais moleculares antiligantes formados entre 
Carbono e Oxigênio. No geral, orbitais contendo elétrons têm menor 
Energia
OA C 2sp2
OA O 2sp2
OA C 2px
OA O 2pxOMσ*
OMπ*
OMπ
Diagrama de OMs das ligações C-O
OMσ
OC
H
H
OC
H
H
OMσ
OC
H
H OMπ
C O
H
H
HOMO (OAs sp2 
do Oxigênio)
OC
H
H
LUMO (OMπ*)
Energia
OMσ∗
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energia do que orbitais vazios. Por último, observam-se os dois orbitais 
moleculares antiligantes, OMs* e OMp*, vazios. 
 O orbital que contém elétrons e possui mais alta energia em uma 
molécula é chamado de HOMO (highest occupied molecular orbital). 
Para a molécula de formaldeído, o HOMO são os dois orbitais atômicos sp2 
degenerados do Oxigênio. 
O orbital vazio de menor energia da molécula é o chamado LUMO 
(lowest unoccupied molecular orbital). Para a molécula de formaldeído, 
esse orbital é o OMp*. Isso quer dizer que, se elétrons forem colocados 
nesse orbital, a ligação p é rompida e, como ele tem menor energia do que o 
OMs*, é mais fácil romper a ligação p do que a s. 
 Os orbitais HOMO e LUMO das moléculas são extremamente 
importantes para entender como as reações químicas ocorrem. São eles 
que interagem rompendo e formando novas ligações. 
 
5. Polaridade de ligação 
Quando um átomo atrai mais fortemente o par de elétrons, em uma 
ligação covalente, do que outro átomo, a ligação é chamada covalente polar 
(ou dipolar: um polo positivo e um negativo). 
 
Se não houver nenhum deslocamento líquido do par de elétrons, a 
ligação é covalente apolar. Isso acontece quando uma ligação ocorre entre 
dois átomos iguais ou com pequena diferença de eletronegatividade (a 
ligação C-H é considerada praticamente apolar, por exemplo). 
 
H F
δ+ δ−
H F
* Os símbolos δ+ e δ− indicam cargas parciais positiva e negativa, respectivamente;
* A seta é como um vetor que representa o sentido de polarização dos elétrons 
(para o átomo mais eletronegativo).
H Cl
δ+ δ−
H Cl
Cl é mais eletronegativo do que o H = Ligação covalente polarCl Cl
Eletronegatividades igual = Ligação covalente apolar
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A ligação iônica e a ligação covalente apolar podem ser consideradas 
como extremos e as diferentes ligações covalentes polares, como 
intermediárias. 
 
Quanto maior for a diferença de eletronegatividade entre os átomos 
ligantes, maior é o momento de dipolo da ligação (µ), medido em dalton (D). 
 
Momento de dipolo de algumas ligações comumente encontradas 
Ligação µ (D) Ligação µ (D) 
H-C 0,4 C-C 0 
H-N 1,3 C-N 0,2 
H-O 1,5 C-O 0,7 
H-F 1,7 C-F 1,6 
H-Cl 1,1 C-Cl 1,5 
H-Br 0,8 C-Br 1,4 
H-I 0,4 C-I 1,2 
 
 Para uma molécula com mais de dois átomos, o momento de dipolo 
depende tanto das polaridades das ligações individuais quanto da 
geometria da molécula. Pode-se utilizar a soma dos vetores para ponderar 
sobre a polaridade da molécula. 
H Cl
δ+ δ−
Cl ClNa+ Cl-
Ligação 
Iônica
Ligação Covalente
Polar
Ligação Covalente
Apolar
Pares de elétrons compartilhados cada vez de forma mais igual
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Para moléculas maiores, deve-se considerar o número de ligações 
polares e apolares na estimativa da polaridade. 
 
6. Ligações intermoleculares 
 As FORÇAS INTERMOLECULARES, interações que ocorrem entre 
moléculas diferentes, são mais fracas do que ligações iônicas e covalentes. 
Essas forças podem ser de diversos tipos. A tabela abaixo lista os principais 
tipos de forças intermoleculares em ordem de força, das mais fortes para 
as mais fracas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
C
Cl
Cl
Cl
Cl
Tetracloreto de carbono
μ = 0 D
Vetores se anulam: 
ligações iguais com vetores 
apontando para os cantos de um tetraedro.
C OO
Dióxido de carbono
μ = 0 D
Vetores se anulam: 
ligações iguais com vetores 
opostos.
C
Cl
H
H
H
Clorometano
vetores são diferentes, ligações diferentes.
A ligação C-H tem um vetor muito pequeno, no sentido do carbono.
Já a ligação C-Cl tem um vetor maior no sentido do cloro.
O vetor resultante existe (μ não é zero, μ = 1,87 D) e pode ser observado em azul.
N
H
H
H
Amônia
μ = 1,47 D
Vetor resultante em azul
O HH
Água
μ = 1,85 D
Vetor resultante em azul
***Quanto maior o μ, mais polar é a molécula
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Interação Significado Exemplo 
Íon-dipolo Atração de um íon por um dipolo (de 
uma molécula polar) de carga oposta 
 
Ligação de 
Hidrogênio 
Interação do Hidrogênio (ligado a 
elemento eletronegativo em uma 
molécula) com átomos eletronegativos 
de outra molécula (N, O, F) 
Dipolo-dipolo Interação entre dipolos de cargas 
opostas de duas moléculas 
Íon-dipolo induzido Interação de um íon com uma molécula 
apolar. A molécula apolar tem um 
dipolo momentâneo induzido pela 
presença da carga do íon. 
 
Dipolo-dipolo 
induzido 
Interação de uma molécula polar com 
uma molécula apolar. A molécula 
apolar tem um dipolo momentâneo 
induzido pela presença do dipolo da 
molécula polar 
 
Dispersão 
(London) 
Interação entre duas moléculas 
apolares que têm dipolos momentâneos 
induzidos pela presença da outra 
(elétrons se movimentam na ligação) 
 
 
Apesar de mais fracas do que uma ligação química, as forças 
intermoleculares têm influência direta nas propriedades físicas dos 
compostos (ponto de fusão e ebulição, solubilidade, etc). Quanto mais fortes 
são as forças entre as moléculas, maior é seu ponto de fusão e ebulição 
(quando comparamos moléculas com massas moleculares equivalentes). 
A solubilidade é também afetada pelo tipo das interações presentes. 
É comum a seguinte frase ser citada: “Semelhante dissolve semelhante” 
ou seja: 
- Compostos polares são dissolvidos em solventes polares. 
- Compostos apolares são dissolvidos em solventes apolares. 
Para que um soluto seja dissolvido, ele deverá ter uma forte atração 
pelo solvente. Essa interação deve ser maior ou aproximadamente igual às 
Na O
H
Hδ−
δ+
δ+
O
H
Hδ−
δ+
δ+
O
H
Hδ−
δ+
δ+
I Cl I Cl
δ+ δ−δ+ δ−
Fe O O
δ− δ+
H Cl Cl Cl
δ+ δ−δ+ δ−
F F F F
δ+ δ−δ+ δ−
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forças entre as moléculas de solvente. Caso isso aconteça, cada molécula de 
soluto vai ser circundada pelas moléculas de solvente que foram atraídas e 
a solubilização acontece. O processo em que as moléculas de solvente 
circundam um determinado soluto é chamado de SOLVATAÇÃO. 
 
Quando colocamos um soluto polar ou iônico em um solvente polar, 
eles são atraídos por fortes interações e ocorre a solvatação e a 
solubilização. Como exemplo, temos a adição de cloreto de sódio (NaCl) em 
água (solvente polar). Ao ser colocado em água, os íons Na+ e Cl- se 
dissociam (separam) e a água solvata cada um deles individualmente. Isso 
ocorre por causa das fortes interações do tipo íon-dipolo que suplantam as 
ligações de Hidrogênio entre as moléculas da água (solvente). 
 
 No entanto, solutos apolares não irão atrair as moléculas de solvente 
polares e a dissolução não ocorre. 
 Em moléculas maiores e orgânicas, podemos observar partes polares 
e partes apolares. Dependendo do tamanho e da quantidade de cada parte, 
o composto será menos ou mais polar e menos ou mais solúvel em solventes 
polares, como a água. A sacarose (molécula do açúcar usual) tem partes 
contendo somente ligações C-C e C-H com baixíssima polaridade, mas 
possui regiões contendo ligações polares, O-H e C-O, permitindo interações 
fortes com a água (incluindo ligações de Hidrogênio). Por isso, a sacarose é 
solúvel em água (solvente polar). 
Y Z
O
H
Hδ−
δ+
δ+
O
H
H
δ−
δ+
δ+
δ+ δ−
O HH
δ−
δ+
δ+
O
H
H δ−
δ+
δ+
OH
H
δ−
δ+
δ+
* O polo positivo do solvente interage com o polo negativo
 do soluto e vice-versa. 
*Se o átomo Z for N, F ou O, poderá haver interações do 
tipo Ligação de Hidrogênio deste polo com o Hidrogênio da água. 
* Nesse exemplo, há ainda interações do tipo dipolo-dipolo entre o polo 
negativo da água e o polo positivo do soluto.
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Sacarose 
Pode-se observar esse efeito através da solubilidade de diferentes 
éteres em água. A água é polar e a ligação C-O também. No entanto, as 
ligações C-C e C-H são apolares. O aumento da cadeia carbônica, portanto, 
diminui a polaridade da molécula, diminuindo também a solubilidade em 
água. Álcoois também possuem partes polares e apolares e, dependendo do 
seu tamanho, são solúveis ou insolúveis em água. 
Solubilidade de éteres em água 
Número de Carbonos Estrutura Solubilidade 
2 CH3OCH3 Solúvel 
3 CH3OCH2CH3 Solúvel 
3 CH3CH2OCH2CH3 Pouco solúvel 
5 CH3CH2O CH2CH2CH3 Minimamente solúvel 
6 CH3CH2CH2O CH2CH2CH3 Insolúvel 
 
 No que diz respeito aos hidrocarbonetos, por serem quase 
completamente apolares, são insolúveis em água e formam duas fases 
líquidas separadas. Hidrocarbonetos estão presentes na gasolina e essa 
característica é utilizada para controlar quanto de etanol está presente na 
gasolina. 
A gasolina (formada só de hidrocarbonetos) é insolúvel em água, mas 
o etanol, adicionado ao combustível, é solúvel na gasolina por possuir parte 
orgânica. Ao adicionar-se um volume conhecido de água, pode-se controlar 
a porcentagem de aumento do volume da fase aquosa (contendo água e 
etanol) e assim saber se a gasolina da amostra segue a lei. Isso ocorre pois, 
ao se adicionar água, o etanol migra da fase contendo gasolina (fase 
orgânica) para a fase aquosa por ter maior afinidade com a água. O etanol 
forma ligação de Hidrogênio com a água, interação mais forte do que a 
HO
OH
OH
O
HO
O
OH
OH
HO
HO O_____________________________Profa. Dra. Patrícia Bulegon Brondani (@patyqmc) 
 
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dipolo-dipolo induzido que forma com os hidrocarbonetos presentes na 
gasolina. 
 
 
7. Bibliografia 
Material baseado ou retirado de: 
 
 
 
 
 
 
 
 
8. Agradecimento 
Registra-se um agradecimento especial à estudante Morgana Aline 
Voigt que revisou o presente material. 
Gasolina + Etanol
Fase Orgânica:
Gasolina + Etanol
Adição de volume 
conhecido de água
Água (mais densa)
Sistema bifásico: 
Líquidos imiscíveis
Agitação
Fase Orgânica:
Gasolina
Fase Aquosa: 
Água + Etanol
Aumento do volume da fase aquosa
por migração do etanol da fase 
orgânica para a aquosa.